[scheikunde] zuur mengels

[Margriet]

Je mag bij een zwak zuur de concentratie H₃O⁺ niet verwaarlozen.
Bereken maar eens [H₃O⁺] en de pH van azijnzuur.

Het is wat anders als je er een sterk zuur aan toevoegt en daarmee dus de concentratie H₃O⁺ aanzienlijk vergroot. Mogelijk kun je dan de hoeveelheid H₃O⁺ afkomstig van het azijnzuur verwaarlozen ten opzichte van de hoeveelheid afkomstig van het sterke zuur. Maar dat moet je dan eerst aantonen of dat kan.

Maar wat zijn nu uitgedrukt in x de concentraties?

En vul die dan eens in in de evenwichtsvoorwaarde. Je gebruikt daarbij dan uiteraard de Kz van azijnzuur.

[gravimetrus]

Hangt van de omstandigheden en de pKa van betreffende zuren af.

Wat is de pH van een 0,1 M azijnzuur oplossing in water: niet verwaarlozen. de concentratie H3O+ van azijnzuur is niet te verwaarlozen ten opzichte van de H3O+ bijdrage van het water evenwicht.

In het voorbeeld van zoutzuur en azijnzuur wel omdat de bijdrage van het zwakke zuur ten opzichte van het totaal (0,1 M HCl) te verwaarlozen is.

[Knightattack]

Hangt van de omstandigheden en de pKa van betreffende zuren af.

Wat is de pH van een 0,1 M azijnzuur oplossing in water: niet verwaarlozen. de concentratie H3O+ van azijnzuur is niet te verwaarlozen ten opzichte van de H3O+ bijdrage van het water evenwicht.

In het voorbeeld van zoutzuur en azijnzuur wel omdat de bijdrage van het zwakke zuur ten opzichte van het totaal (0,1 M HCl) te verwaarlozen is.

Ik heb het niet berekend. Maar als de pH niet verandert kun je de ionisatie van azijnzuur verwaarlozen. Buffers en zuur berekeningen blijf ik tricky vinden.

[Marko]

Volgens mij was dit nog niet rechtgezet:

Zuurconstante CH3COOH = 1.8 *10^-5 dus concentratie H3O+ in tweede is 0.0000018 en in eerste 0.10 Ph= -log(0.1+0.0000018) =1

Misschien is het een typfout maar ik ben bang dat het een verkeerde aanpak is. 0.0000018 is 1.8 x 10^-6 en ik ben bang dat je hierop uit bent gekomen door zuurconstante met de concentratie azijnzuur te vermenigvuldigen.

Onder bepaalde omstandigheden is de concentratie gelijk aan de wortel van dit product K_z*C₀. Dit is bij de berekening van de pH aan een oplossing van een zwak zuur, waarbij ook nog moet gelden dat de concentratie hoog genoeg moet zijn en het zuur ook echt zwak. En natuurlijk, dat er verder geen andere bijzonderheden zijn. Met andere woorden: niet bij deze opgave, en sowieso had dan de wortel getrokken moeten worden.

Het gaat vooral mis omdat er in eerste instantie gevraagd wordt naar een tabel en vervolgens deze tabel niet wordt opgesteld / ingevuld. Wel half maar niet helemaal en de bijbehorende berekening wordt ook niet gemaakt. Maar ik denk dat het voor eventuele meelezers instructief kan zijn om dat toch te doen. Hierbij min of meer een samenvatting van een aantal dingen die eerder gezegd zijn, hopelijk in een overzichtelijk geheel:

Voor berekeningen aan evenwichten is het altijd goed om een tabel te maken om bij te houden wat er voor de verschillende concentraties geldt. Een tabel is bijvoorbeeld in de vorm begin / omzetting / eind. Deze kun je voor deze opgave opstellen door net te doen alsof je eerst de HCl in oplossing brengt en daarna de azijnzuur toevoegt. Het gaat hier om evenwichten, en het maakt voor de ligging van een evenwicht niet uit in welke volgorde je dingen doet. Maar voor de berekening wel.

Je kunt dan dus zeggen: Stap 1 is het maken van de HCl-oplossing. Voor die stap zelf hoeven we geen tabel te maken maar het helpt wel voor het maken van de tabel voor stap 2.

HCl is een sterk zuur dus de concentratie H⁺ is gelijk aan de analytische concentratie, 0.1 mol/L

[H⁺] = 0.1 mol/L.

Stap 2 is het toevoegen van de azijnzuur aan deze 0.1 M HCl-oplossing. Voor HAc geldt het volgende evenwicht:

HAc H⁺ + Ac^-

En voor de concentraties zeggen we: Stel dat x mol/L HAc dissocieert. Hoe worden dan de concentraties?

[HAc]=0.1-x (begin: 0.1, omzetting -x, eind 0.1-x)
[Ac^-] = x (begin 0, omzetting +x, eind 0.1+x)
[H⁺] = 0.1 + x (begin 0.1, omzetting +x, eind 0.1+x)

Dit is in feite hetzelfde als voor een "normale" berekening aan een zwak zuur. Alleen stel je daar [H⁺ = x, waarbij je er vanuit gaat dat deze op het begin 0 is (stiekem verwaarloos je dus de H⁺ van het waterevenwicht)

De evenwichtsvoorwaarde is

\(K_z=\frac{[H^+][Ac-]}{[HAc]} = \frac{(0.1+x)x}{0.1-x}\)

Dit kun je omschrijven naar een vierkantsvergelijking die je kunt oplossen, maar beter verwaarloos je hier de termen die je kunt verwaarlozen. De discussie gaat nu over "regeltjes" over wanneer je wel en niet mag verwaarlozen, maar met het kennen van die regels schiet je niet zo veel op. Want zodra de situatie iets anders (zoals hier) gaan die regels niet meer op, en wat dan? Beter begrijp je waarom je wel of niet mag verwaarlozen: Het mag wel als je een term hebt die klein is ten opzichte van een andere term waar je hem bij optelt of van aftrekt. In dit geval is de vraag dus of x klein is ten opzichte van 0.1. En als dat zo is, dan mag je hem in beide gevallen (zowel bij HAx als bij H+) verwaarlozen

Nu kun je een redenering maken (op basis van ervaring met berekeningen aan zwakke zuren) dat die x ook in deze vergelijkingen verwaarloosbaar zal zijn. Goed om te doen. Maar \hHet mooie is dat je niet eens van tevoren hoeft te beredeneren of dat zo is: probeer het uit, en kijk dan of het terecht was. Dat stelde Margriet al eerder voor.

In dit geval:

[HAc]=0.1-x
[Ac^-] = x
[H⁺] = 0.1 + x

De evenwichtsvoorwaarde is:

\(K_z=\frac{[H^+][Ac-]}{[HAc]} = \frac{0.1x}{0.1}\)

Dus x = K_z = 1.8 x 10^-5

En dat is verwaarloosbaar ten opzichte van 0.1, want het is bijna 10.000 keer kleiner. Dus de verwaarlozing was terecht.
Mocht uit de berekening blijken dat het niet terecht is, dan kun je op dat moment alsnog de volledige berekening doen.

Voor een geval waarin een verwaarlozing niet terecht zou zijn: bereken de pH van een 0.05 M H₂SO₄ oplossing. Daarbij moet je er rekening mee houden dat de tweede dissociatiestap (van HSO₄^-) zwak is, maar tegelijkertijd is die sterk genoeg om niet klakkeloos te kunnen verwaarlozen in de berekening. Succes

[wiskunde321]

wow bedankt

[Knightattack]

Hoi,

Maar de Kz van azijnzuur is toch 1,7*10^-5?
C₃HCOOH + H₂O C₃HCOO^- + H₃O⁺
Gegeven is:
0,1 M HAc
Kz 0,000017

\(K_z=\frac{[H^+][Ac-]}{[HAc]} = \frac{(X^2)}{0.1-x}=1,7*10^-5\)

X= 0,001298

[Marko]

Gegeven is: een oplossing 0.10 M HCl en 0.10 M azijnzuur.

[Knightattack]

Voor een geval waarin een verwaarlozing niet terecht zou zijn: bereken de pH van een 0.05 M H₂SO₄ oplossing. Daarbij moet je er rekening mee houden dat de tweede dissociatiestap (van HSO₄^-) zwak is, maar tegelijkertijd is die sterk genoeg om niet klakkeloos te kunnen verwaarlozen in de berekening. Succes

1)H₂SO₄ + H₂OH₃O⁺ + HSO₄^-
2)HSO₄^- + H₂O H₃O⁺ + SO₄^2-
Eerste stap is een sterkzuur = 100% ionisatie = 0,05 H⁺ ionen.
Tweede stap is een zwak zuur.
Kz van HSO₄^- =

\(1,0*10^-2\)

\(Kz0,01=\frac{[0,05 H^+ + x][SO4^2-]}{[HSO4^- -x]}\)

Een vrij moeilijke (althans voor mij) berekening.

\(\frac{[0,05 + x][x]}{[0,05 -x]}= 0,01\)

\([0,05 + x][x]=0,005-0,1x\)

Links vermenigvuldigen met x wordt:

\(0,05x + x^2= 0,005-0.1x\)

Dit moet ik nog uitwerken. Ben ik op de goede weg?

[Marko]

Bij de Latex formules lijkt iets mis gegaan; ik denk dat je ze eerst in symbolen wilde opschrijven en daarna de getallen invullen, en dat zou perfect geweest zijn. Maar nu staat het door elkaar.

En let op dat 0.01 * 0.05 gelijk is aan 0.0005

De aanpak lijkt verder echter prima. Als je de onderste vergelijking verder uitwerkt kom je er vanzelf.

[Knightattack]

Voor een geval waarin een verwaarlozing niet terecht zou zijn: bereken de pH van een 0.05 M H₂SO₄ oplossing. Daarbij moet je er rekening mee houden dat de tweede dissociatiestap (van HSO₄^-) zwak is, maar tegelijkertijd is die sterk genoeg om niet klakkeloos te kunnen verwaarlozen in de berekening. Succes

1)H₂SO₄ + H₂OH₃O⁺ + HSO₄^-
2)HSO₄^- + H₂O H₃O⁺ + SO₄^2-
Eerste stap is een sterkzuur = 100% ionisatie = 0,05 H⁺ ionen.
Tweede stap is een zwak zuur.
Kz van HSO₄^- =

\(1,0*10^-2\)

\(Kz0,01=\frac{[0,05 H^+ + x][SO4^2-]}{[HSO4^- -x]}\)

Een vrij moeilijke (althans voor mij) berekening.

\(\frac{[0,05 + x][x]}{[0,05 -x]}= 0,01\)

\([0,05 + x][x]=0,005-0,1x\)

Links vermenigvuldigen met x wordt:

\(0,05x + x^2= 0,005-0.1x\)

Dit moet ik nog uitwerken. Ben ik op de goede weg?

Inderdaad Marko, gelijk aanpassen.

\(0,05x + x^2= 0,0005-0.1x\)

\(0,05x + x^2 + 0,1x= 0,0005-0.1x + 0,1x\)

\(0,15x + x^2 = 0,0005\)

\(0,15x + x^2-0,0005 = 0,0005-0,0005\)

\(0,15x + x^2-0,0005 = 0\)

x= 0,00326 + 0,05 H⁺ =0,05326 H₃O⁺
- log 0,0536 =pH 1,27

[Marko]

Inderdaad Marko, gelijk aanpassen.

\(0,05x + x^2= 0,0005- 0.1x\)

Zorgvuldig uitwerken! Dit moet natuurlijk zijn:

\(0,05x + x^2= 0,0005- 0.01x\)

En dan kom je op x = 0.0074 mol/L. Dat opgeteld bij de 0.05 mol/L vanwege de dissociatie van H₂SO₄ levert totaal 0.0574 mol/L dus pH=1.24

Wel is het goed om dit wat in perspectief te plaatsen. Als het gaat om de berekening van de pH maakt het allemaal vrij weinig uit.

- Neem je aan dat zwavelzuur een tweewaardig sterk zuur is, dan is [H⁺] gelijk aan 0.1 mol/L, dus pH=1.0
- Neem je aan dat bij zwavelzuur de tweede stap helemaal niet verloopt, dan is [H⁺] gelijk aan 0.05 mol/L dus pH=1.3

In feite kun je zonder het te berekenen al concluderen dat het juiste antwoord tussen 1.0 en 1.3 zal liggen.

Ga je toch berekenen en neem je aan dat je verwaarlozingen mag doen in de tweede stap, dan vind je x=K_z=0.01, dus [H⁺] = 0.06 mol/L en pH = 1.22

Ga je het helemaal netjes berekenen dan vind je pH = 1.24. Dus niet verwaarlozen leidt tot een correctie van 0.02 pH eenheden. Je moet een goede, en goed gecalibreerde, pH-meter hebben om dat verschil uberhaupt te kunnen meten. En ik kan me geen praktijksituatie bedenken waar zo'n verschil uberhaupt relevant is. Maar goed, als oefening chemisch rekenen natuurlijk meer dan geschikt

[Knightattack]

Hoi Marko,

Waar ik moeite mee heb is met procenten werken. Recht toe recht aan reactie's gaan nog wel.

bv deze vraag:
Bereken de pH verandering die optreedt in bloed pH = 7,35, T = 310 K, als door een stofwisselingsstoornis plotseling zoveel zuur zou vrijkomen, dat één procent van het aanwezige HCO₃– reageert tot CO₂ + H₂O. Voor HCO₃– geldt: Kz = 8,0∙10–7 (bij 310 K).

pH 7,35 = 4,4668*10^-8 H⁺ ionen
HCO₃– + H₃O⁺ 2H₂O + CO₂

Moet ik nu eerst berekenen hoeveel mol per liter HCO₃^- aanwezig is met behulp van Kz 8,0* 10^-7 en het aantal mol per liter hydroxonium ionen?
Ik vind deze lastig.

[Marko]

Die hoeveelheid zul je niet uit kunnen rekenen. Immers, de evenwichtsvoorwaarde is:

\(K_z=\frac{[H+][HCO_3^-]}{[CO_2]}\)

En je zult 3 van de 4 moeten kennen om de 4e uit te rekenen.

Wat hier de bedoeling is, is het volgende: Je moet bloed opvatten als een buffer van CO₂ en HCO₃^-. Voor buffers kun je de verhouding van het zuur en de base uitrekenen als je de pH en de K_z kent. En omgekeerd, als je de verhouding kent en je weet de K_z, dan kun je de pH uitrekenen. Dat doe je met dezelfde evenwichtsvoorwaarde als hierboven, alleen ga je dus niet op zoek naar de daadwerkelijke concentratie van HCO₃^- of CO₂ maar naar de verhouding \(\frac{[HCO_3^-]}{[CO_2]}\). Zodra je die verhouding kent, kun je aan de volgende stappen beginnen. Uiteindelijk komt op opgave neer op het volgende:

1. Uitrekenen wat de verhouding in de beginsituatie is
2. Uitrekenen wat de verhouding wordt als 1% van het aanwezige HCO₃^- reageert tot CO₂.
3. Uitrekenen wat de pH is bij die verhouding

Dus het vraagt een paar stappen, en het is ook niet zo 1-2-3 in te zien wat die stappen zijn, dus ik kan me voorstellen dat je hier niet direct verder komt. Daarnaast is de vraag niet echt duidelijk gesteld en bovendien staat er een storende fout in, want de K_z die genoemd staat is niet die van HCO₃^- maar van CO₂.

Uiteindelijk is het (vind ik) wel een leuke opgave, niet helemaal standaard en het vraagt wat inzicht. Dus ik zou zeker aanraden om deze verder uit te werken. Maar het is dan denk ik wel het beste om daarvoor een apart topic te openen.